Скорость химических реакций. Лекция 5 презентация

Гомогенные реакции
N2(г) + O2(г) = 2NO(г)
Гетерогенные реакции
Zn(тв) + 2HCl(ж) = ZnCl2(ж) + Н2(г)

Скорость химической реакции – это изменение концентраций реагентов или продуктов реакций в единицу времени.
Для реакции: аА + bВ → cС + dD
«–» расчет по концентрации исходных веществ
Δс < 0
«+» расчет по концентрации продуктов Δс > 0

ФАКТОРЫ, ВЛИЯЮЩИЕ НА СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ:
природа реагирующих веществ,
их концентрации,
характер реакции (гомогенная или гетерогенная реакции),
давление (для реакций протекающих в газовой среде),
температура,
облучение,
катализаторы,
площадь поверхности раздела фаз (для гетерогенных реакций),
перемешивание.

Влияние природы реагирующих веществ
NaCl + AgNO3 = AgCl↓ + NaNO3
Cl– + Ag+ = AgCl↓
H2 + F2 = 2HF – протекает очень быстро, со взрывом при комнатной t.
H2 + Br2 = 2HBr – протекает медленно, даже при нагревании.

Зависимость скорости реакции от концентрации.
З-н действия масс
(1867, Гильдберг, Вааге)
nА + mВ → cС + dD
V = k[A]n[B]m
k – константа скорости реакции;
[A] и [B] – концентрации исходных веществ А и В.

Примеры.
V = k[A]n[В]m
Fe2O3 (к) + 3H2 (г) = 2Fe + 3H2O (г)
V = k[H2]3
N2 (г) + 3H2 (г) = 2NH3 (г)
V = k[N2][H2]3
Если [A] = [B] = 1 моль/л, то k = V

Зависимость скорости реакции от температуры
Правило Вант-Гоффа
Vt1 и Vt2 – скорость реакции при температуре t1 и t2 (t2 > t1);
γ – температурный коэффициент скорости реакции.

Пример.
Во сколько раз увеличится скорость химической реакции при повышении температуры от 10 до 40оС, если γ = 3.
Решение:

Теория активации Аррениуса
Н2 + I2 ⇄ 2HI
H I H … I H − I
| + | ⇄ ⇄
H I H … I H − I
AK

Е1а – энергия активации обратимой реакции
Е1а – Еа = ΔН, где ΔН – тепловой эффект реакции

А – постоянный множитель, не зависящий от температуры;
Еа – энергия активации;
R – универсальная газовая постоянная.
Формула Аррениуса

гомогенный катализ
гетерогенный катализ
2H2O2
Влияние катализатора на скорость химической реакции
2H2O + O2

А + B → AB Еа1
A + К → AК
AК + B → AB + К
А + B → AB Еа2
Еа1 > Еа2

0,5O2 + NO = NO2
NO2 + SO2 = SO3 + NO
Пример.
SO2 + 0,5O2 = SO3
NO

Механизм химических реакций
простые (молекулярные) реакции Еа = 120 – 440 кДж/моль
Одномолекулярная (мономолекулярная)
СаСО3 → СаО + СО2
Двухмолекулярная (бимолекулярная) 2HI → H2 + I2
Трехмолекулярная (тримолекулярная) 2NO + H2 → NO2 + H2O

ионные реакции
Cl– + Ag+ = AgCl↓
Еакт = 0 – 80 кДж/моль

радикальные (цепные) реакции

Химическое равновесие
3H2 + N2 ⇄ 2NH3
CO+H2 ⇄CO2+H2O
→ прямая реакция
← обратная реакция
Обратимые реакции
Необратимые реакции
BaCl2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2HCl

аА + вВ
сС + dD
=
[A]a [B]b
=
[C]c [D]d
В условиях равновесия
(помнить, что ΔrG=0)
=
и
[A]a [B]b =
[C]c [D]d

Принцип Ле Шателье-Брауна (1884)
Исходное состояние
V1=V2
C1, С2, С3
Промежуточное состояние
V’1>V’2
или V’1
3H2 + N2 ⇄ 2NH3
V1
V2
Конечное состояние
V”1=V”2
C1”≠ C1
C2”≠ C2
C3”≠ C3

Влияние концентрации
оксихлорид висмута
+H2O равновесие смещается → (образуется BiOCl)
2) +HCl смещение равновесия ← (образуется BiCl3)
BiOCl + 2HCl
BiCl3 + H2O

Для прямой экзотермической реакции ΔHо < 0
При ↑ t равновесие смещается ←
При ↓ t смещение равновесия →
ΔrΗпрям = –92 кДж/моль
Прямая реакция экзотермическая
Влияние температуры
3H2 + N2 ⇄ 2NH3

Для прямой эндотермической реакций ΔHо > 0
При ↑ t смещение равновесия →
При ↓ t равновесие смещается ←

Влияние давления
3H2(г) + N2(г) ⇄2NH3(г)
4 моля газа 2 моля газа
При ↑ P смещение равновесия →
При ↓ P равновесие смещается ←
V1 > V2

СаСО3(к) ⇄ СаО(к) + СО2(г)
=
Р
равновесие смещается →
↑ Р
[СО2] смещение равновесия ←

Пример.
В каком направлении должно смещаться равновесие реакции:
N2O4 (г)
2NO2 (г),
При:
а) добавлении N2O4;
б) удалении NO2;
в) повышении давления;
г) увеличении объема;
д) понижении температуры.
ΔHо > 0